S – Sulfur

Tên cũ: lưu huỳnh · Còn gọi là: diêm sinh; lưu hoàng (tên dân gian); sulphur (chính tả Anh)

Phi kim hoạt động vừa
Rắn, vàng (hai dạng thù hình tà phương và đơn tà)
Không tan trong nước
A = 32

Sulfur (S, tên cũ: lưu huỳnh; còn gọi: diêm sinh) là đơn chất, chất rắn màu vàng, không tan trong nước; nguyên tử khối 32. Phi kim khá hoạt động; số oxi hoá 0 là trung gian nên S vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử.

Cấu tạo của S

Ở thể rắn và lỏng dưới 160 °C, lưu huỳnh tồn tại thành phân tử vòng S₈ hình "vương miện" (8 nguyên tử xếp gấp khúc trên hai mặt phẳng): mỗi S có 6 electron hoá trị, tạo hai liên kết cộng hoá trị đơn S–S bằng nhau (203,7 pm, góc S–S–S 107,8°) và còn hai cặp electron riêng; phân tử không phân cực nên S không tan trong nước mà tan trong CS₂. Các vòng S₈ xếp theo hai cách cho hai dạng thù hình: tà phương (α, bền dưới 95,3 °C) và đơn tà (β, bền trên 95,3 °C tới điểm nóng chảy). Đun quá 160 °C, vòng mở ra nối thành chuỗi rất dài, chất lỏng đặc quánh, sẫm màu; đổ nhanh vào nước lạnh được lưu huỳnh dẻo (chuỗi xoắn, đàn hồi) không bền, tự chuyển về S₈ tinh thể. Trong phương trình, SGK quy ước viết đơn giản là S.

Thông số vật lý của S

Đại lượng	Giá trị	Ghi chú
Nguyên tử khối	32	tính theo nguyên tử khối làm tròn trong SGK (S 32)
Khối lượng mol chính xác	32,06 g/mol	theo nguyên tử khối IUPAC (S 32,06)
Trạng thái, màu	rắn, vàng (hai dạng thù hình tà phương và đơn tà)
Nhiệt độ nóng chảy	115,21 °C	dạng α (tà phương); dạng β (đơn tà) 119,6 °C — lưu huỳnh lỏng khi để nguội đông đặc ở 119,6 °C vì đã chuyển thành β
Nhiệt độ sôi	444,6 °C	ở 1 atm; hơi gồm S₈, S₆, S₂… tuỳ nhiệt độ; NIST: nhiệt độ tới hạn 1 313 K (1 040 °C)
Chuyển dạng thù hình	α ⇌ β ở 95,3 °C	dưới 95,3 °C bền dạng α tà phương (orthorhombic), trên đó bền dạng β đơn tà (monoclinic); cấu trúc vòng S₈ gần như không đổi, chỉ khác cách xếp vòng trong tinh thể
Khối lượng riêng	2,07 g/cm³	α-S₈ ở nhiệt độ phòng; β 1,96; γ 1,92; lỏng ở điểm nóng chảy 1,819 g/cm³
Tính tan	không tan trong nước	tan tốt trong carbon disulfide CS₂ (35,5 g/100 g ở 25 °C), ít hơn trong benzene, toluene; thăng hoa nhận thấy được từ 20–50 °C
Cấu tạo phân tử	vòng S₈ dạng "vương miện"	tám liên kết S–S bằng nhau 203,7 pm, góc S–S–S 107,8°, không phân cực (momen 0 D); trên 160 °C vòng mở thành chuỗi dài, độ nhớt tăng hơn 10 000 lần
Độ âm điện, độ cứng	2,58 (Pauling); Mohs 2,0	mềm, giòn, cách điện (điện trở suất khoảng 2 × 10¹⁵ Ω·m, dạng vô định hình), dẫn nhiệt kém
Phân tử khối	S₈ = 256; quy ước SGK viết S	trong phương trình SGK dùng kí hiệu S (M = 32) cho tiện tính toán; thực tế ở thể rắn và lỏng dưới 160 °C chủ yếu là S₈

Số liệu làm tròn cho phổ thông; nguồn ghi ở mục Tài liệu tham khảo.

Thành phần nguyên tố của S

Nguyên tố	NTKNguyên tử khối	Số ng.tửSố nguyên tử	KLKhối lượng	% khối lượng
S sulfur	32	1	32	100,00 %
TổngNguyên tử khối S		1	32	100 %

NTK = nguyên tử khối (làm tròn như trong bài tập phổ thông), KL = khối lượng. Ví dụ: %S = 32 ÷ 32 × 100 % = 100,0 %.

Tính nhanh: mol – khối lượng – nồng độ

Số mol

Khối lượng (g)

Thể tích dung dịch (mL)

Khối lượng: m = n × M = 0,25 × 32; 8 g
Số phân tử: N = n × N_A = 0,25 × 6,022 × 10²³; 1,506 × 10²³
Nồng độ mol: C_M = n / V = 0,25 / 0,25; 1 M

M = phân tử khối (g/mol); N_A = 6,022 × 10²³ là số Avogadro — số phân tử có trong 1 mol của bất kỳ chất nào; V là thể tích dung dịch tính bằng lít.

Điều chế S

Khai thác lưu huỳnh tự do trong lòng đất (phương pháp Frasch: nén nước siêu nóng làm S nóng chảy rồi đẩy lên mặt đất). Từ hợp chất: đốt H₂S trong điều kiện thiếu oxi 2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O, hoặc 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O.

Tính chất hoá học của S

Phi kim khá hoạt động; số oxi hoá 0 là trung gian nên S vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử.

Tính oxi hoá (S⁰ → S⁻²) với kim loại và hiđro (đun nóng): Fe + S → FeS; S + H₂ → H₂S; với thuỷ ngân ngay ở nhiệt độ thường: S + Hg → HgS (dùng thu gom thuỷ ngân rơi vãi).

Tính khử (S⁰ → S⁺⁴, S⁺⁶) với phi kim mạnh hơn và acid có tính oxi hoá: S + O₂ → SO₂ (với F₂ tạo SF₆); S + 2H₂SO₄ (đặc) → 3SO₂ + 2H₂O; S + 6HNO₃ (đặc) → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O.

Lỗi thường gặp với S

Cho rằng lưu huỳnh chỉ có tính oxi hoá (như O₂). S ở số oxi hoá 0 là trung gian giữa −2 và +6, nên vừa oxi hoá (với kim loại, H₂: Fe + S → FeS; H₂ + S → H₂S) vừa khử (với O₂, halogen, acid oxi hoá: S + O₂ → SO₂; S + 2H₂SO₄ → 3SO₂ + 2H₂O với acid đặc nóng).
Viết Fe + S → Fe₂S₃ hoặc FeS₂. S là chất oxi hoá yếu hơn Cl₂, chỉ đưa Fe lên +2: Fe + S → FeS (đun nóng). FeS₂ (pyrite) là muối của ion S₂²⁻, không tạo ra bằng cách nung Fe với S theo phản ứng SGK. Fe(III) chỉ tạo ra với chất oxi hoá mạnh hơn như Cl₂: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃; nung Fe với S không tạo Fe₂S₃, chỉ tạo FeS.
Nghĩ đốt S trong không khí thu được SO₃. S cháy chỉ cho SO₂ (S⁺⁴): S + O₂ → SO₂. Muốn có SO₃ phải oxi hoá tiếp SO₂ ở 400–600 °C có xúc tác (V₂O₅ trong sản xuất H₂SO₄): 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃.
Tưởng "mùi lưu huỳnh" là mùi của đơn chất S. S₈ tinh khiết không mùi; mùi trứng thối ở suối nước nóng, núi lửa là H₂S, mùi hắc khi đốt diêm, pháo là SO₂. Cả hai khí này mới độc, còn bột S ít độc và ít hấp thụ qua da.
Nhầm hai dạng thù hình với hai chất khác nhau. Lưu huỳnh tà phương (α) và đơn tà (β) đều là S₈, chỉ khác cách xếp vòng trong tinh thể, chuyển qua lại ở 95,3 °C; lưu huỳnh dẻo (đổ S nóng chảy vào nước lạnh) là chuỗi S dài, không bền, tự chuyển về tinh thể sau vài giờ đến vài ngày.

Ứng dụng của S

Ứng dụng	Dựa trên tính chất nào
Sản xuất sulfuric acid — khoảng 85 % lượng lưu huỳnh (1989)	Tính khử với O₂: S + O₂ → SO₂, rồi 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ (V₂O₅), hấp thụ SO₃ thành H₂SO₄; lưu huỳnh ngày nay thu chủ yếu từ H₂S trong khí thiên nhiên, dầu mỏ (quá trình Claus)
Lưu hoá cao su	Chuỗi S nối các mạch polymer của cao su bằng cầu –Sₓ– (polysulfide), làm cao su đàn hồi, bền nhiệt hơn cao su sống
Thuốc trừ nấm, trừ ve, bọ trong nông nghiệp (bột S rắc, S thấm nước, hỗn hợp vôi – lưu huỳnh)	Bột S là thuốc trừ nấm lâu đời nhất, hiệu quả với bệnh phấn trắng, đốm đen; được phép dùng trong canh tác hữu cơ; hỗn hợp vôi – lưu huỳnh tắm cho vật nuôi trị nấm, ghẻ
Thuốc súng đen, diêm, pháo hoa	Là nhiên liệu dễ bắt cháy, cháy với ngọn lửa xanh và toả nhiệt: S + O₂ → SO₂; trong thuốc súng S cháy nhờ oxygen của KNO₃
Thu gom thuỷ ngân rơi vãi; dược phẩm trị mụn, ghẻ	Tính oxi hoá với Hg ngay ở nhiệt độ thường: Hg + S → HgS rắn, không bay hơi; trên da S làm bong lớp sừng và diệt vi khuẩn, nấm, cái ghẻ
Xông sinh (đốt S) bảo quản thuốc bắc, hoa quả sấy, khử trùng nhà kho	Đốt S sinh SO₂ diệt nấm mốc, vi khuẩn và chống thâm màu — nhưng SO₂ độc, nay không còn dùng xông nhà ở và không được phép dùng lưu huỳnh công nghiệp cho thực phẩm

Nhận biết S

Chất rắn màu vàng, không tan trong nước; cháy trong oxi cho ngọn lửa xanh nhạt và khí SO₂ mùi hắc làm mất màu nước brom.

An toàn và bảo quản S

Kích ứng (GHS07) — H315: gây kích ứng da

Phân loại trên là phân loại hài hoà của sulfur (ECHA C&L, chỉ số 016-094-00-1, cảnh báo "Warning"); nhãn nhà cung cấp (Wikipedia dẫn Sigma-Aldrich) có thể thêm GHS02 vì bột S dễ bắt cháy. Đơn chất S ít độc, hầu như không hấp thụ qua da; bụi S gây kích ứng mắt, da, đường hô hấp; nuốt nhiều gây nóng rát, tiêu chảy, đã có ca nhiễm toan chuyển hoá nguy hiểm do uống lưu huỳnh chữa bệnh dân gian. Nguy hiểm thực sự là khi S cháy: SO₂ sinh ra độc (xem trang SO₂); lưu huỳnh nóng chảy gây bỏng nhiệt.

Bụi vào mắt: rửa nước; dính da: rửa xà phòng. Đám cháy lưu huỳnh: dập bằng nước phun sương hoặc cát, đứng đầu gió, tránh hít khói SO₂ — ho, khó thở kéo dài phải đến cơ sở y tế. Bột S rơi vãi: quét gom khô, không tạo bụi lơ lửng.

Bảo quản: Lọ đậy kín, nơi khô, mát, xa nguồn lửa và chất oxi hoá mạnh (KClO₃, KNO₃, KMnO₄ — trộn với S thành hỗn hợp nổ). Không đốt S trong phòng kín; thí nghiệm S cháy trong O₂ làm lượng nhỏ, có nắp và nước hoặc dung dịch NaOH trong bình để hấp thụ SO₂.

Phản ứng tiêu biểu của S (17)

Xem tất cả 17 phản ứng →

Tự luyện về S

Gom từ bài tập của các phản ứng có sulfur và câu hỏi riêng cho chất.

1. Trong phản ứng S + O₂ → SO₂, số oxi hoá của S thay đổi

A. từ 0 lên +4B. từ 0 lên +6C. từ −2 lên +4D. từ 0 xuống −2

Đáp án A. S⁰ → S⁺⁴ + 4e (chất khử); O₂⁰ + 4e → 2O⁻² (chất oxi hoá).

2. Số oxi hoá của Fe trong FeS là

A. 0B. +2C. +3D. −2

Đáp án B. S −2 → Fe +2. S là chất oxi hoá yếu, chỉ đưa Fe lên +2.

3. Khi đốt H₂S trong điều kiện dư oxi, sản phẩm thu được là

A. S và H₂OB. SO₂ và H₂OC. SO₃ và H₂OD. H₂SO₄

Đáp án B. Dư O₂: 2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O; thiếu O₂ hoặc nhiệt độ thấp mới tạo S.

4. Trong phản ứng nào sau đây lưu huỳnh thể hiện tính oxi hoá?

A. S + O₂ → SO₂B. S + 3F₂ → SF₆C. Fe + S → FeSD. S + 2H₂SO₄ → 3SO₂ + 2H₂O

Đáp án C. Với Fe (kim loại, độ âm điện nhỏ hơn), S nhận electron, số oxi hoá giảm từ 0 xuống −2 — tính oxi hoá. Trong ba phản ứng còn lại S gặp chất oxi hoá mạnh hơn (O₂, F₂, H₂SO₄ đặc) nên nhường electron, lên +4 hoặc +6 — tính khử.

5. Nung 5,6 g Fe (M = 56) với 4,8 g S (M = 32) trong ống nghiệm kín, không có không khí, phản ứng hoàn toàn. Chất rắn sau phản ứng gồm

A. chỉ FeSB. FeS và Fe dưC. FeS và S dưD. Fe₂S₃ và S dư

Đáp án C. n(Fe) = 5,6 / 56 = 0,1 mol; n(S) = 4,8 / 32 = 0,15 mol. Phản ứng Fe + S → FeS theo tỉ lệ 1 : 1 nên Fe hết, S dư 0,05 mol. S chỉ oxi hoá Fe lên +2, không tạo Fe₂S₃.

6. Lưu huỳnh tà phương và lưu huỳnh đơn tà là

A. hai chất có công thức khác nhauB. hai dạng thù hình của cùng nguyên tốC. hai đồng vị của lưu huỳnhD. hai trạng thái rắn và lỏng của lưu huỳnh

Đáp án B. Cả hai đều là đơn chất S gồm vòng S₈, chỉ khác cách xếp vòng trong tinh thể (tà phương bền dưới 95,3 °C, đơn tà bền trên đó) — đó là hiện tượng thù hình, giống kim cương và than chì của carbon. Đồng vị khác nhau ở số neutron trong hạt nhân, không phải cấu trúc tinh thể.

Câu hỏi thường gặp về S

Lưu huỳnh có độc không?

Đơn chất sulfur ít độc: chỉ xếp kích ứng da (H315), hầu như không hấp thụ qua da, nuốt lượng nhỏ (thuốc trị táo bón, mụn) không nguy hiểm. Độc là các hợp chất của nó: SO₂ sinh ra khi đốt S (xông sinh, đốt than) gây bỏng rát mắt, phổi; H₂S mùi trứng thối độc theo cơ chế như HCN. Lưu huỳnh công nghiệp lẫn tạp chất không được dùng xông, sấy thực phẩm.

Lưu huỳnh là kim loại hay phi kim?

Phi kim: nhóm VIA (16), 6 electron lớp ngoài, độ âm điện 2,58; chất rắn vàng, giòn, không ánh kim, không dẫn điện (điện trở suất khoảng 2 × 10¹⁵ Ω·m), dẫn nhiệt kém. Trong phản ứng S nhận electron từ kim loại thành S²⁻ (FeS, HgS) nhưng nhường electron cho phi kim mạnh hơn (SO₂, SF₆).

Lưu huỳnh có tan trong nước không?

Không. Phân tử S₈ không phân cực nên không tan trong nước (dung môi phân cực), cũng không phản ứng với nước ở điều kiện thường (chỉ thuỷ phân rất chậm). S tan tốt trong carbon disulfide CS₂ (35,5 g/100 g ở 25 °C) và ít hơn trong benzene, toluene — dùng CS₂ để tách S khỏi hỗn hợp với bột sắt hay cát.

Lưu huỳnh cháy trong không khí tạo ra khí gì, ngọn lửa màu gì?

Tạo khí sulfur dioxide SO₂ (không màu, mùi hắc, độc): S + O₂ → SO₂; đun mạnh chất lỏng chuyển đỏ sẫm rồi cháy với ngọn lửa xanh lam. Trong không khí ngọn lửa nhỏ, xanh nhạt; trong bình O₂ cháy sáng hơn. Không tạo SO₃ vì cần xúc tác và nhiệt độ 400–600 °C.

Xông lưu huỳnh (xông sinh) để làm gì, có hại không?

Đốt S trong không gian kín để sinh SO₂ diệt nấm mốc, vi khuẩn, giữ màu cho thuốc bắc, hoa quả sấy và khử trùng kho, thùng rượu. Hại ở chỗ SO₂ độc, gây bỏng rát mắt, mũi, co thắt phế quản; SO₂ và sulfite còn sót trong thực phẩm gây khó chịu cho người nhạy cảm, hen suyễn. Vì vậy chỉ được dùng lưu huỳnh tinh khiết đúng liều, thông gió kĩ; lưu huỳnh công nghiệp bị cấm dùng cho thực phẩm.

Vì sao dùng bột lưu huỳnh khi vỡ nhiệt kế thuỷ ngân?

Thuỷ ngân lỏng dễ bay hơi và hơi Hg rất độc, các giọt nhỏ khó gom. Rắc bột S lên, S phản ứng với Hg ngay ở nhiệt độ thường: Hg + S → HgS — chất rắn màu đen, không bay hơi, quét gom được. Không dùng chổi, máy hút bụi vì làm giọt Hg vỡ nhỏ và bay hơi nhanh hơn.

S và O₂

	S	O₂
Nhóm, cấu hình lớp ngoài	VIA, 3s²3p⁴ (lớp thứ 3)	VIA, 2s²2p⁴ (lớp thứ 2)
Độ âm điện (Pauling)	2,58	3,44
Phân tử	vòng S₈ (liên kết đơn S–S)	O₂ (liên kết đôi O=O)
Trạng thái ở 25 °C	rắn vàng, nóng chảy 115 °C, sôi 445 °C	khí không màu, sôi −183 °C
Tính oxi hoá	trung bình, cần đun nóng: Fe + S → FeS (Fe⁺²)	mạnh: 3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄ (Fe⁺² và Fe⁺³)
Tính khử	có (S⁰ → S⁺⁴, S⁺⁶): S + O₂ → SO₂	hầu như không (chỉ với F₂)
Số oxi hoá thường gặp	−2, 0, +4, +6	−2, 0 (−1 trong peroxide)
Với H₂	H₂ + S → H₂S (đun nóng), khí độc	2H₂ + O₂ → 2H₂O (nổ khi có mồi lửa)
Tan trong nước	không tan	ít tan (≈ 3 mL/100 mL ở 20 °C)
Phân loại nguy hiểm (ECHA)	kích ứng da H315 (GHS07)	oxi hoá H270, khí nén (GHS03/04)

Tài liệu tham khảo

Bộ GD&ĐT, Hoá học 11 (Kết nối tri thức), NXB Giáo dục Việt Nam, 2023 — bài 7 Sulfur và sulfur dioxide (dạng thù hình, tính oxi hoá và tính khử, S + Hg, ứng dụng), bài 8 Sulfuric acid và muối sulfate (S + H₂SO₄ đặc, quá trình tiếp xúc).
Bộ GD&ĐT, Hoá học 10 (Kết nối tri thức), NXB Giáo dục Việt Nam, 2022 — bài 15 Phản ứng oxi hoá – khử (số oxi hoá của S trong FeS, SO₂, H₂SO₄).
Wikipedia, "Sulfur" (infobox nguyên tố; mục Physical properties, Chemical properties, Allotropes, Production, Applications, Precautions dẫn Greenwood & Earnshaw 1997, PubChem, Nehb & Vydra Ullmann 2006, NPIC), en.wikipedia.org — nhiệt độ nóng chảy 115,21 °C (α), 119,6 °C khi đông đặc từ thể lỏng, nhiệt độ sôi 444,6 °C, khối lượng riêng α 2,07, β 1,96, γ 1,92, lỏng 1,819 g/cm³, độ âm điện 2,58, Mohs 2,0, điện trở suất 2 × 10¹⁵ Ω·m, dẫn nhiệt 0,205 W/(m·K), S₈ vương miện D₄d momen 0 D, α → β ở 95,2 °C, thăng hoa 20–50 °C, không tan trong nước, tan trong CS₂/benzene/toluene, thuỷ phân rất chậm, SO₃ cần 400–600 °C và xúc tác, hơn 30 dạng thù hình, lưu huỳnh dẻo chuỗi xoắn chuyển về tinh thể sau vài giờ đến vài ngày, Frasch, Claus 3O₂ + 2H₂S → 2SO₂ + 2H₂O và SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O, ≈ 85 % làm H₂SO₄ (1989), lưu hoá cao su, thuốc súng, thuốc trừ nấm/ve/bọ, vôi – lưu huỳnh, nến lưu huỳnh xông nhà nay bỏ, trị mụn, ít hấp thụ qua da, bụi kích ứng, tiêu chảy, nhiễm toan chuyển hoá, ngọn lửa xanh, lỏng đỏ sẫm.
Wikipedia, "Allotropes of sulfur" (dẫn Greenwood & Earnshaw, Steudel, Wiberg & Holleman), en.wikipedia.org — α tà phương S–S 203,7 pm, góc 107,8°, tan trong CS₂ 35,5 g/100 g ở 25 °C, α → β ở 95,3 °C, β nóng chảy 119,6 °C, chuyển λ ở 160 °C độ nhớt tăng hơn 10 000 lần, lưu huỳnh vô định hình/dẻo (χ), lưu huỳnh sợi 2,01 g/cm³.
Wikipedia, "Octasulfur" (infobox, mục Structure), en.wikipedia.org — khối lượng riêng 2,07 g/cm³, nhiệt độ sôi 717,8 K, S–S ≈ 2,05 Å, dạng vương miện D₄d.
NIST Chemistry WebBook, "Sulfur", Phase change data (Rau, Kutty 1973), webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C7704349 — nhiệt độ tới hạn 1 313 K, áp suất tới hạn 182 bar (không có T nóng chảy/sôi).
Wikipedia, "Oxygen" (infobox) và NIST WebBook "Oxygen" (Henry's law), en.wikipedia.org, webbook.nist.gov — nhiệt độ sôi −183 °C, độ âm điện 3,44, độ tan ≈ 3 mL/100 mL ở 20 °C, 3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄ (bảng so sánh).
ECHA CHEM, C&L Inventory: sulfur, EC 231-722-6, chỉ số 016-094-00-1 (ATP22), chem.echa.europa.eu — phân loại hài hoà Skin Irrit. 2 (H315), hình đồ GHS07, cảnh báo "Warning"; oxygen, chỉ số 008-001-00-8 — Ox. Gas 1 (H270), Press. Gas, GHS03/04 (bảng so sánh).

Cùng nhóm đơn chất

Xem tất cả hợp chất →

Cập nhật: 23/9/2026